Головна

Гідроліз за аніоном призводить до утворення гідроаніонов і гідроксид-іонів (середа розчину лужна).

  1. L-форми бактерій, їх особливості та роль в патології людини. Фактори, що сприяють утворенню L-форм. Мікоплазми та захворювання, викликані ними.
  2. Активність і коефіцієнт активності компонента металевого розчину і їх розрахунок.
  3. Б) Здешевлення товарів призводить до того, що споживач може купити більше даного товару, не скорочуючи обсяг придбання інших товарів.
  4. Квиток 3. Форми вираження концентрації речовин в підземній воді, породі і повітрі. Перерахунки з однієї в іншу. Іонна сила розчину. Коефіцієнти активності іонів.
  5. Залежно від юридичних наслідків, до яких призводить роз'яснення правових норм, можна виділити два основних види: офіційне і неофіційне.
  6. Як приклад він наводить чотиримісячного хлопчика, який два останні місяці провів у лікарні і важив менше, ніж при народженні. Його стан був критичним.
  7. У зв'язку з цим при розрахунку pH розчину сильної одноосновної кислоти концентрацію протонів прирівнюють до концентрації кислоти

констант рівноваги (констант гідролізу) мають вигляд:

и

На конкретних прикладах покажіть сутність реакцій гідролізу іонних сполуки по катіону і по аніону; яке середовище (кисла або лужна) Утворюється при їх гідролізі? Наведіть константи гідролізу за аніоном і катиону і розгляньте їх зв'язок з константами іонізації кислоти і підстави.
 Під гідролізом розуміють реакції обмінного розкладання обмінного розкладання між водою і відповідним елементом. Гідроліз зазвичай протікає без зміни ступеня окислення елементів. Сутність гідролізу полягає в тому, що катіон солі (слабка основа) або її аніон (слабка кислота) пов'язують відповідно іони OH
? або H + з утворенням слабкого електроліту.
 При гідролізі іонних з'єднань можливі 4 випадки: 1) розчини солей утворені катіонами сильних основ, анионами сильної кислоти, характер середовища нейтральний.
 NaCl-Na
?+ Cl?
 Na
?+ HOH ?
 Cl
?+ HOH ?
 2) розчини солей утворені катіонами сильного підстави і аніонами слабкої кислоти, піддаються гідролізу за аніоном. Характер середовища лужної.
 Na
?CO?-2Na?+ CO???
 Na
?+ HOH ?
 (1) CO
???+ HOH = (HCO)?? + OH?
 гідролізу піддається лише частина солі і в розчині встановлюється рівновага між сіллю і утворюється підставою, тоді константа рівноваги для рівняння (1) (Кравн · [H2O] = Кгідроліза.)
 К =

 З огляду на що концентрація іонів дорівнює [OH
?] = , Підставимо рівняння це рівняння в рівняння для Кравн, отримаємо рівняння до (гидрол) за аніоном.
 в розведених розчинах концентрація води величина постійна, тоді до (гідролізу) = [HOH]. константа за аніоном пов'язана з константою іонізації кислоти. чим слабкіша кислота, тим більшою мірою піддається гідролізу її солі.

3) розчини солей утворені катіонами слабкої основи і аніонами сильної кислоти, піддаються гідролізу по катіону, характер середовища кислий.
 CuCl
?-Cu??+ 2Cl?
 Cl
?+ HOH ?
 (2) Cu?
? + HOH- (CuOH)? + H?
 CuCl + HOH-CuOH
 запишемо Кравн для рівняння (2)
 кр =

 З огляду на, що концентрація протона водню дорівнює
 [H
?] = і підставимо в рівняння для константи рівноваги отримаємо константу гідролізу по катіону.
 Константа по катиону пов'язана з константою іонізації підстави. Чим слабкіше підстави, тим більшою мірою піддаються гідролізу утворені їм солі.
 ступінь гідролізу зростає з підвищенням температури і зменшенням концентрації солі, т. е. з розведення розчину.
 4) розчини солей утворені катіонами і аніонами слабкої основи і слабкої кислоти. Піддав гідролізу і по катіону і по аніону, характер середовища визна відносної силою кислоти і підстави

29. . На конкретних прикладах (KCl, MnBr?, K?PO?, PCl?, Al (CO?) ?) покажіть сутність реакцій гідролізу іонних і ковалентних сполук. У чому відмінність реакцій гідролізу іонних і ковалентних сполук?
 Під гідролізом розуміють реакції обмінного розкладання обмінного розкладання між водою і відповідним елементом. Гідроліз зазвичай протікає без зміни ступеня окислення елементів. Сутність гідролізу полягає в тому, що катіон солі (слабка основа) або її аніон (слабка кислота) пов'язують відповідно іони OH? або H+ з утворенням слабкого електроліту.
 Гідроліз ковалентних сполук.
при цьому відбувається повне гидролитическое розкладання речовини з утворенням двох кислот - кислородосодержащей і безкисневому.
 просто приклади ковалентних сполук.
 Na?PO?-3Na? + PO???
 Na? + HOH ?
 l стадія (іонна) PO??? + HOH- [HPO?] ?? + OH, pH-лужна
 l ст (молек) Na? PO? + HOH-Na?HPO??? + NaOH
 ll ст (іон) HPO??? + HOH- [H?PO?] ? + OH?
 ll ст (мовляв) Na?HPO ? + HOH- NaH?PO?? + NaOH
 AlCl?-Al?? + 3Cl?
 Cl? + HOH ?
 lст (іон) Al?? + HOH - AlOH?? + H?
 lст (мовляв) AlCl? + HOH - [AlOH] Cl? + HCl
 llст (іон) AlOH?? + HOH - [Al (OH) ?] + H?
 llст (мовляв) AlOHCl? + HOH [Al (OH) ?] Cl + HCl
 середовище лужне.
 KCl гідролізу не береться, т. К. Сіль утворена катіоном сильної основи і аніоном сильної. Сіль освічена слабкою основою і сильною кислотою, гідроліз по катіону:
 MnBr2 + H2O = MnOHBr + HBr
 Mn (2 +) + H2O = MnOH (+) + H (+)
 Mn (2 +) + 2Br (-) + H2O = MnOH (+) + 2Br (-) + H (+);
 pH <7; середовище кисле Сіль сильного підстави (КOH) і слабкої кислоти (H3РO4). Гідроліз за аніоном. Середовище лужне.
 K?PO? + H?O = K?HPO? + KOH
 PO??? + H?O = HPO??? + OH?
 K?HPO? + H?O = KH?PO? + KOH
 HPO??? + H?O = H?PO?? + OH?
 KH?PO? + H?O = H?PO? + KOH
 H?PO?? + H?O = H?PO? + OH? PCl5 + 4H2O = 5HCl + H3PO4
 HCl + H2O = Сl? + H3O+
H3PO4 + H2O = H2PO4? + H3O+, PH <730.

Окисленням називають процес віддачі електронів атомам, молекулам або іонів. Ступінь окислювання при цьому підвищується.

Відновленням називають процес приєднання електронів атомом, молекулою або іоном. Ступінь окислювання при цьому знижується.

Атоми, молекули і іони, що віддають електрони називаються відновниками. Самі вони при цьому окислюються.

Атоми, молекули і іони, що приєднують електрони називаються окислювачами. Самі вони при цьому відновлюються.

Окислення завжди супроводжується відновленням (і навпаки).

Правило електронного балансу: число електронів, що віддаються молекулами, атомами або іонами відновника, дорівнює числу електронів, приєднаних молекулами, атомами або іонами окислювача.

Існують 2 методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій:

а) метод електронного балансу, заснований на порівнянні ступенів окислення атомів у вихідних і кінцевих речовинах. В основі цього методу лежить закон збереження електричного заряду.

б) метод напівреакцій (метод іонно-електронного балансу), заснований на складанні іонних рівнянь для процесів окислення відновлення і відновлення окислювача з подальшим підсумовуванням їх в загальне рівняння. В основі цього методу лежать закони збереження маси і закон збереження електричного заряду.

Типи окислювально-відновних реакцій

Окислювально-відновні реакції поділяють на міжмолекулярні і внутрішньо-молекулярні, в залежності від того, до складу яких речовин входять окислювач і відновник.

Міжмолекулярні ОВ реакції характеризуються тим, що окислювачем і відновником є ??різні речовини:

Внутрішньо-молекулярні ОВ реакції характеризуються тим, що окислювач і відновник входять до складу одного і того ж речовини, але є атоми різних елементів. До них відноситься більшість реакцій термічного розкладання:

Реакції самоокисления-самовідновлення. Існує багато ОВ реакцій, в яких і окислювачів і відновником є ??атоми одного і того ж елемента. Ці реакції також можуть бути внутрішньо-і міжмолекулярними. Такі реакції називаються по-різному: самоокисления-самовідновлення, окислювально-відновної подвійності, диспропорционирования, дисмутації.

Реакції внутрімолекулярної ОВ дисмутації характеризуються тим, що атоми елементу, який виявляє окисно-відновну двоїстість, входять до складу однієї молекул одного і того ж речовини:

30.Реакції протікають зі зміною ступеня окислення елемента називаються -окіслітельно -восстановительную.

Ступінь окислювання елементів змінюється в слідстві переходу електронів від однієї частинок до інших.

2Na + Cl 2 = 2NaCL

Na -1e = Na процес окислення (Восстановитель)

Cl + 1e = Cl процес відновлення (Окисник)

Речовина містять елемент у якого в ході реакції ступінь окислення знижується, називається окислювачем речовина містять елемент у якого в ході реакції ступінь окислення підвищується, називається відновником ТИПИ ОВРТипи окислювально-відновних реакцій.1. Рeакціі мeжмолeкулярного окіслeнія-восстановлeнія. У таких рeакціях окіслітeль і восстановітeль знаходяться в різних вeщeствах:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

2. Внутрімолeкулярниe ОВР. Сюди відносяться рeакціі, в яких окіслітeль і восстановітeль содeржатся в одному і тому жe вeщeствe в видe атомів різних елeмeнтов ::

(NH4) 2Cr2O7 = N2 + Cr2O3 + 4H2O

3. Рeакціі диспропорционирования. У них молeкули і іони одного і того жe вeщeства рeагіруют один з одним як окіслітeль і восстановітeль.

Вeщeства, участвующіe в рeакціях диспропорционирования содeржат елeмeнт в промeжуточной ступеня окислення, яка одноврeмeнно повишаeтся і поніжаeтся:

2Н2O2 = O2 + 2Н2O

3 HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O

4. Рeакціі контрпропорціонірованія - Це процeсса взаімодeйствія окіслітeля і восстановітeля, содeржащіe один і той жe елeмeнт в різних стeпeнях окіслeнія. У рeзультатe продуктом окіслeнія і продуктом восстановлeнія являeтся одне і те жe вeщeство, содeржащee атоми в промeжуточной стeпeні окіслeнія:

Na2SO3 + 2Na2S + 6HCl = 3S + 6NaCl + 3H2O

Сущeствуют такжe тип окисно-відновних реакційякий нe відноситься ні до одного з вишe прівeдeнних случаeвкласифікації ОВР. це ОВР смeшанного типу. Напрімeр, і до внутрімолeкулярной рeакціі і до рeакціі контрпропорціонірованія відноситься Процeсс разложeнія нітрату амонію:

NH4NO3 = N2O + 2H2O

чому перманганат калію і біхромат калію виплутатися в ролі окислювачів ????

Перманганат калію (КМnO4) і біхромат калію (K2Cr2O7) Виступають в ролі окислювачів т. До іони молекули, що містять атоми елементів у вищій мірі окислення- металів. Сильними окислювачами є метали знаходяться в 6 і 7 побічних підгрупах.

2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + 6H2O

Mn (+7) + 5е = Mn (+2)

S (+4) -2e = S (+6)

KMnO-окислювач

Na2SO3-відновник

К2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2 (SO4) 3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

Cr (+6) + 6e = 2Cr (+3)

S (-2) -2e = S (0)

К2Cr2O7-окислювач

3H2S-відновник

чому KI (-1) І H2S (-2) виплутатися в ролі відновників ??

Т. до чим слабкіша зв'язок між ядром атома і його валентними електронами, тим вище його відновна активність. Тому в головних підгрупах зі збільшенням радіуса відновні властивості елементів посилюються.

Аніони не метал (кислотні залишки безкисневих кислот) можуть проявляти вищу відновну здатність (S -2)

10KI + KMnO4 + 8H2S = 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O + 2MnSO4

2I (-1) -2e = I2 (0)

Mn (+7) + 5e = Mn (+2)

KMnO4-окислювач

KI-відновник

2КMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H2O

Mn (+7) + 5e = Mn (+2) КMnO4- окислювач

S (-1) -2e = S (0) H2S- відновник

31. Напрямок окислювально-відновних реакцій

Про направлення ОВР можна судити по зміні енергії Гіббса ?G. Якщо ?G <0 - реакція можлива, якщо ?G> 0 - неможлива. З термодинаміки відомо, що ?G = -n · F · E; E = ?ок-ля -?в-ля або ?ок-ля> ?в-ля, що можливо при Е> 0 і ?G <0.

Розглянемо реакцію:

Вона складається з двох напівреакцій:

Т. к. ?ок-ля> ?в-ля, то можливо мимовільне протікання реакції зліва направо.

2FeCl3 + 2KJ > 2FeCl2 + J2 + 2KCl

З усіх можливих за даних умов О. в. р. в першу чергу протікає та, яка має найбільшу різницю окислювально - відновних потенціалів.

О. в. р. протікають в бік утворення більш слабких окислювачів і відновників з сильніших.



Рівновага в гетерогенних системах | електродні потенціали

Періодичні властивості хімічних елементів | воднева зв'язок | іонна зв'язок | валентні кути | Просторова конфігурація молекул | енергія Гіббса | Загальна характеристика родини заліза | Сполуки нікелю (III) виявляють |

© um.co.ua - учбові матеріали та реферати